人教版高中化学选择性必修一第三章水溶液中的离子反应与平衡

课时1强电解质与弱电解质第一节电离平衡第三章水溶液中的离子反应与平衡01学习目标

CONTENT电解质与非电解质，强、弱电解质02强、弱电解质与物质类别关系03电离方程式，电解质溶液导电原因一.知识回顾：物质分类物质混合物（多种）纯净物（一种）化合物单质电解质非电解质强电解质弱电解质根据化合物____________或____________自身是否能产生自由移动的离子，分为电解质和非电解质。在水溶液中熔融状态下强电解质弱电解质电解质强弱电解质与物质类别关系强酸（记六个强酸）绝大多数盐强碱离子型氧化物（活泼金属氧化物）弱酸难电离的络合物弱碱（记六个弱碱）水练习1：用下列物质填空①NH4Cl(s)

②NaOH(s)

③H2S(g)

④NaHCO3(s)

⑤H3PO4(l)

⑥H2SO4

(l)

⑦NH3(g)

⑧盐酸

(aq)

（1）属于强电解质的有_____________

；（2）属于弱电解质的有_____________;（3）属于非电解质的有_____________;（4）该状态下能导电的有__________。①②④⑥③⑤⑦

⑧随堂演练二.电解质导电的原因、条件和导电性强弱分析1.电解质导电的原因2.导电条件

所存在的状态中有自由移动的阴阳离子，通电时自由离子作定向移动水溶液或融化状态导电3.导电性强弱与自由移动的离子的物质的量浓度和所带电荷数有关，与电解质的强弱无关，与电解质的物质的量无关练习2：思考下列问题（1）能导电的物质一定是电解质吗？（2）Na2O是电解质吗？其水溶液导电吗？（3）SO2是电解质吗？SO2的水溶液导电吗？（4）强电解质导电性一定强，弱电解质导电性一定弱吗？

不一定，如金属或盐酸溶液等能导电，但不是电解质

是。水溶液导电是因为与水反应生成的NaOH是强电解质

不是。水溶液导电是因为与水反应生成的H2SO3是弱电解质

不一定，导电性强弱只与自由移动的离子浓度和离子所带电荷数有关，与电解质的强弱无关。随堂演练三.强弱电解质及其电离实验0.1mol·L－1HCl0.1mol·L－1CH3COOH与镁反应现象剧烈反应，产生气体缓慢反应，产生气体结论Mg与盐酸反应快，表明盐酸中c(H＋)较____溶液的pH数值________(填“相同”或“不相同”)结论相同物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液中c(H＋)________

(填“相同”或“不相同”)实验结论HCl和CH3COOH的电离程度______大不相同不同不相同1.参见课本实验3-1拓展训练：写出下列物质的电离方程式（1）CH3COOH在水溶液中电离CH3COOH

CH3COO－＋H＋

ΔH＞0CH3COOH+H2O

CH3COO－＋H3O＋

ΔH＞0（2）液态水的电离H2O

OH－＋H＋

ΔH＞0H2O+H2O

OH－＋H3O＋

ΔH＞02.强弱电解质的概念全部电离强酸强碱盐只有部分电离弱酸弱碱3.强弱电解质在水中的电离参见课本图3-1和图3-2强电解质（HCl)弱电解质(CH3COOH)相同点都是电解质，在水溶液中都能电离。电离程度电离过程电解质在溶液中的微粒形式完全电离部分电离不可逆过程“=”阴、阳离子（无溶质分子）溶质分子、阴、阳离子可逆过程“”4.电解质在水中的电离方程式的书写（1）电离：电解质溶于水或者受热熔化时，离解成自由移动的离子的过程叫做电离。（2）电离方程式的书写强电解质完全电离用“=”连接，弱电解质部分电离，用“”连接多元弱酸的电离要分步书写，以第一步电离为主；多元弱碱的电离一步书写即可例如：H3PO4在水溶液中的电离方程式分三步书写：H3PO4H++H2PO4-(1)为主要电离H2PO4-H++HPO42-

(2)HPO42-H++PO43-(3)电离程度极小

例如：多元弱碱则一步书写Cu(OH)2Cu2++2OH-练习3：写出下列物质在特定环境中的电离方程式写出下列物质在水溶液中的电离方程式①HClO4

HClO4=ClO4-+H+②Ba(OH)2

Ba(OH)2=Ba2++OH-③H2SH2SH++HS-④NaHCO3

NaHCO3=Na++HCO32-⑤NaHSO4NaHSO4

=Na++H++SO42-

NaHSO4

=Na++HSO4-（熔融状态下）随堂演练

强电解质弱电解质定义水中(或熔融状态)全部电离水中只有部分电离化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物(除HF)某些具有弱极性键的共价化合物电离程度全部电离部分电离电离过程不可逆过程可逆过程，存在电离平衡存在微粒阴、阳离子，无电解质分子有阴、阳离子和电解质分子强弱电解质电离对比分析练习4:下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是(

)A.强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物B.强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物C.强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子D.强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱C随堂演练①硫酸铜晶体、②碳酸钙固体、③纯磷酸、

④硫化氢、

⑤三氧化硫、⑥金属镁、

⑦石墨、

⑧固态苛性钾、⑨氨水、

⑩氢氧化钙固体、⑪液态HCl、

⑫液态CH3COOH(1)属于强电解质的是________(填序号，下同)；(2)属于弱电解质的是_____

___；(3)属于非电解质的是

；(4)既不是电解质，又不是非电解质的是________；(5)该状态下能导电的是________。巩固练习：用下列物质按要求填空⑤

⑥⑦⑨

⑥⑦⑨③④⑫①②⑧⑩⑪

课时2弱电解质电离平衡的建立和影响因素第一节

电离平衡01学习目标

CONTENT弱电解质的电离平衡02影响电离平衡的因素03电离常数的意义一.弱电解质的电离平衡的建立在一定条件下(如温度和浓度)，

的速率和_________的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。弱电解质离子化分子化反应速率v(电离)v(结合)v(电离)=v(结合)电离平衡状态时间电离平衡是一种化学平衡弱电解质的电离平衡形成过程中体系各粒子浓度的变化类别项目c(CH3COO－)c(H＋)c(CH3COOH)初溶于水时__________________________达到电离平衡前__________________达到电离平衡时__________________接近于0接近于0最大增大增大减小不变（最大）不变（最大）不变（最小）CH3COOH

CH3COO－＋H＋

ΔH＞0弱电解质电离的特点：程度小、可逆、吸热弱电质达到电离平衡的特征如：NH3▪H2O

OH－＋NH4＋

ΔH＞0可逆相等动态恒定移动电离平衡标志：变量不变即可，注意压强和密度不能作为达到平衡的标志二.影响弱电质电离平衡的因素内因：自身性质决定的外因：温度、浓度、同离子效应、化学反应等温度：越热越电离。升温促进电离（但温度过高，引起物质分解等副反应）浓度：越稀越电离。稀释促进电离（加入不反应的任何溶液相于加水稀释）同离子效应：增大反应物或生成物中的某个离子浓度，平衡朝相反方向移动化学反应：据勒夏特列原理，化学反应改变了某种物质浓度，平衡朝削弱这种改变的方向移动

对HClO

ClO－＋H＋

ΔH＞0，分析外界条件变化对平衡影响改变条件移动方向c(ClO－)c(H＋)n(H＋)电离程度导电能力加水稀释加较浓硫酸升高温度加Na2CO3(s)加Na2SO3(s)加NaClO(s)加Na2SO4(aq)向右减小增多增强向左减小增大减弱减小增大增多减小向右增大增多增大增大增强向右减小减少增大增大增强向右增大增多减小增大增强向左减小减少增大减小增强向右减小增多减小增大减弱三.电离常数1.概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中电离出的各离子______________与未电离的分子的________的比值是一个常数。浓度幂的乘积浓度幂3.影响因素：电离常数只与______有关，升高温度，K值增大。4.意义：表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越____，酸(或碱)性就越____。温度大强对于一元弱酸HAH++A-，平衡时Ka=c(H+).c(A-)c(HA)对于一元弱碱MOHM++OH-，平衡时Kb=c(M+).c(OH-)c(MOH)6．K值只随温度变化，是个温度常数5.通常：弱酸的电离平衡常数叫作Ka,Ka值越大,弱酸的酸性越强；

弱碱的电离平衡常数叫作Kb,Kb值越大,弱碱的碱性越强；应用研究：根据电离常数比较酸的强弱（1）根据25℃时的电离平衡常数，比较醋酸、碳酸的酸性强弱因为：K（醋酸）>K（碳酸第一步）故，酸性：醋酸>碳酸（2）仔细观察课本实验3-2，描述实验现象，讨论该现象说明什么？现象：碳酸钠滴入等浓度的醋酸溶液（1mol/L）中，有大量气泡产生结论：酸性：醋酸>碳酸HCO3－

H++CO32-7．影响电离常数大小的因素物质的本性决定只随温度变化8．多元弱酸的电离分步电离H2CO3H++HCO3－（第一步电离K1）（第二步电离K2）每一步的电离程度是不一样的，K1》K2》K3…..（一般要相差105）。多元弱酸的酸性由第一步电离决定思考：为什么多元弱酸的第2步、第3步电离程度越来越小？从表中获取信息的能力：几种多元弱酸的电离常数（25℃）比较它们的相对强弱：草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸弱酸电离常数弱酸电离常数H2CO3K1＝4.4×10-7K2=4.7×10-11H2C2O4（草酸）K1＝5.4×10-2K2=4.4×10-5H3PO4K1＝7.1×10-3K2＝6.3×10-8K3＝4.2×10-13H3C6H5O7（柠檬酸）K1＝7.4×10-4K2＝1.73×10-5K3＝4×10-7思考：若将NaHC2O4固体投入NaHCO3溶液中，有啥现象？知识拓展1：弱电解质的电离度电离度：弱电解质电离程度相对大小的参数电离度（α）

α=已电离的分子数弱电解质分子总数（1）与弱电解质的本性有关

（2）外因②浓度越稀，弱电解质的电离度越大③加入弱电解质，电离度减小影响电离度大小的因素①温度越高，弱电解质的电离度越大知识拓展2：多重反应的电离常数分步电离：H2S

H++HS－（第一步电离K1）HS－

H++S2-（第二步电离K2）总电离方程式：H2S

2H++S2-（总电离K总）总电离K总=K1.K2悟写出H2S在水中的电离方程式A.自来水B.0.5mol·L－1的盐酸C.0.5mol·L－1的醋酸D.0.5mol·L－1的氨水B溶液的导电性溶液中离子的总浓度离子所带电荷练习1：把0.05molNaOH固体分别加入下列100mL液体中，溶液的导电性基本不变的是（）随堂演练练习2：在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（

）A．1mol/L甲酸溶液中c(H+)约为1×10-2mol/LB．甲酸能与水以任意比互溶C．10mL1mol/L甲酸恰好10mL1mol/LNaOH溶液完全反应D．在相同条件下，甲酸的导电性比强酸溶液的导电性弱A随堂演练练习3：用水稀释0.1mol/L氨水时,溶液中随着水量的增加而减小的是()BCA.c(OH-)/c(NH3·H2O)B.c(NH3·H2O)/n(OH-)C.c(OH-)

D.OH-的物质的量解析：氨水中存在的电离平衡：NH3·H2O

NH4＋＋OH－随堂演练课时1水的电离第二节水的电离和溶液的pH01学习目标

CONTENT水的电离02水的离子积常数03影响水的电离平衡的因素【思考与讨论】

在水溶液中，酸、碱和盐全部或部分以离子形式存在，那么，其中的溶剂——水是全部以分子形式存在，还是部分以离子形式存在呢?怎样验证你的猜想？方法一：利用灵敏电流表测定水的导电性灯泡亮，电路正常灯泡不亮，纯水不导电或导电能力弱灵敏电流表指针偏转，纯水能导电但导电能力弱结论：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离水质检测笔方法二：利用手持技术测定水的电导率盐水一、水的电离精确的导电性实验表明，纯水绝大部分以H2O的形式存在，但其中也存在着极少量的H3O+和OH-。这表明水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离:H2O＋H2OH3O＋

＋OH－简写为H2OH＋

＋OH－H+为裸露的质子，不稳定，容易与水结合形成H3O+（水合氢离子）【思考】如何衡量水的电离的限度？二.水的离子积常数1.定义：在一定温度下，当水的电离达到平衡时,电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数,记作KW，叫做水的离子积常数,简称水的离子积。KW可由实验测得，也可以通过理论计算求得。2.表达式：

KW=c(H+)·c(OH-)

在25℃时，纯水中的c(H＋)＝c(OH－)＝10-7mol·L－1，KW=1.0×10-14

表3-1不同温度下水的离子积常数①水的电离程度很微弱。在25℃时，1L水（55.6mol）中有1×10-7mol水分子电离。55.6×107个水分子才有1个电离。二.水的离子积常数表3-1不同温度下水的离子积常数②温度升高，水的离子积KW增大。水的电离是吸热过程,升高温度，促进水的电离,Kw增大。Kw只与温度有关,与浓度无关。在使用Kw时一定要强调温度。二.水的离子积常数三.影响水的电离平衡的因素△H>01.温度：水的电离是吸热过程，升高温度，促进水电离。故升高温度，KW增大改变条件平衡移动方向c(H+)c(OH-)H+与OH-

浓度大小Kw升高温度增大增大增大（促进电离）↑c(H+)=c(OH-)2.加入酸溶液或碱溶液：改变条件平衡移动方向c(H+)c(OH-)H+与OH-

浓度大小Kw加HCl加NaOH增大减小不变（抑制电离）↑c(H+)＞c(OH-)减小增大不变（抑制电离）↑c(H+)＜c(OH-)

加入酸或碱，抑制水电离，Kw不变三.影响水的电离平衡的因素3.加入活泼金属（Na、K）：改变条件平衡移动方向c(H+)c(OH-)H+与OH-浓度大小Kw加Nac(H+)＜c(OH-)减小增大不变（促进电离）↑三.影响水的电离平衡的因素四.水的离子积KW应用时的注意事项1.任何水溶液中都同时存在H+和OH-。Kw表达式中，c(H＋)和c(OH－)均表示整个溶液中H＋和OH－的浓度，而不单指水产生的。2.在电解质水溶液中，c(H+)与c(OH-)不一定相等,

但由水电离产生的c(H+)与c(OH-)永远相等。3.KW不仅适用于纯水,还可适用于稀的电解质水溶液。

即在电解质水溶液中

也成立。1.25℃，0.01mol/L盐酸溶液中c(H+)和c(OH-)分别为多少？

由水电离出的c(H+)和c(OH-)分别是多少？Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)是整个溶液中H＋、OH－的浓度，而不是单指由水电离出的c(H＋)、c(OH－)。在酸溶液中，c(H+)来自于酸电离和水电离,且c(H+)酸≫c(H+)水，因此，可近似认为c(H+)来自于酸电离，而忽略水电离的H+。c(OH-)来自于水的电离,且电离程度很小。随堂演练2.室温下，0.01mol/LNaOH溶液中c(H+)、c(OH-)分别为多少？

由水电离出的c(H+)和c(OH-)分别是多少？在碱溶液中，可以近似认为c(OH-)来自于碱电离，而忽略水电离出的OH－；溶液中的c(H＋)来自于水的电离。随堂演练3.室温下，某溶液中由水电离产生的c(H+)=10-12mol/L，则该溶液是酸溶液还是碱溶液？并计算该溶液中c(H+)的可能值？随堂演练该溶液可能为酸溶液也可能为碱溶液，该溶液中c(H+)=10-12mol/L或10-2mol/L随堂演练D

课时2溶液的酸碱性与pH

第二节水的电离和溶液的pH01学习目标

CONTENT溶液pH的计算02溶液的稀释依据官能团分类一、溶液pH的计算(25℃)1、单一溶液pH的计算：（1）①强酸溶液(HnA)：HnA的浓度为cmol／L,则有c(H+)=nc

mol／L;pH=-lgc(H+)=-lg(nc)②一元弱酸溶液：

Ka·c

c(H+)=③弱酸HA浓度为cmol/L,电离度为α，则pH=-lg（cα）

一、溶液pH的计算(25℃)①强碱溶液[B(OH)n]：B(OH)n的浓度为cmol／L,则有c(OH-)=ncmol／L;②一元弱碱溶液：

Kb·c

c(OH-)=pH=﹣lgc(H+)=14+lg(nc)③弱碱BOH浓度为cmol/L,电离度为α，则pH=14+lg(cα)（2）【例1】已知：常温下,Kw＝1.0×10－14，100℃时，

Kw＝1.0×10－12，计算pH：（1）25℃，0.005mol／LH2SO4溶液pH＝

；（2）100℃，0.005mol／LH2SO4溶液pH＝

；（3）25℃，0.005mol／LBa(OH)2溶液pH＝

；（4）100℃，0.005mol／LBa(OH)2溶液pH＝

；c(OH-)?一、溶液pH的计算(25℃)一、溶液pH的计算(25℃)2、溶液混合的pH计算：（1）强酸混合后计算pH先求混合后的c(H＋)，再求pH【例2】计算pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合后的pH。

计算pH=2的盐酸和pH=5的硫酸等体积混合后的pH。两强酸等体积混合,若ΔpH≥2时，pH混=pH小+0.3两强酸等体积混合，若≥100，c(H+)小的可忽略一、溶液pH的计算(25℃)（2）两强碱混合后计算pH【例3】计算pH=10与pH=12的NaOH溶液等体积混合后的pH。

计算pH=13的Ba(OH)2与pH=10的NaOH溶液等体积混合后的pH。先求混合后的c(OH－)，通过

，再求pH。两强碱等体积混合时，若ΔpH≥2，pH混=pH大-0.3一、溶液pH的计算(25℃)（3）强酸与强碱溶液混合计算pH实质：酸碱中和反应：H++OH-=H2O,即H+与OH-抵消。方法：先分别求出酸的n(H＋)和碱的n(OH-)，判断谁过量；

若酸过量，求剩余c(H＋)，再求pH。

若碱过量，先求剩余c(OH-),再求c(H+),最后算pH。【例4】取物质的量浓度均为0.05mol／L的NaOH和HCl溶液，以体积比2:3混合，求所得溶液的pH。【例5】常温下将pH=3的HCl和pH=12的NaOH溶液，若等体积混合后，溶液的pH为

；若按4∶6的体积比混合后，溶液的pH为

；若混合后溶液呈中性，则两溶液的体积比为

。

一、溶液pH的计算(25℃)二、溶液的稀释1.强酸的稀释例1：取1mLpH＝3的硫酸溶液加水稀释到100mL，pH？加水稀释到1000mL，pH？加水稀释到10000mL，pH？56接近7当pH接近6时，再加水稀释，由水电离产生的H+不能再忽略。二、溶液的稀释2.强碱的稀释例2：取1mLpH＝11的NaOH溶液加水稀释到100mL，pH？加水稀释到1000mL，pH？加水稀释到10000mL，pH？98接近7当pH接近8时，再加水稀释，由水电离产生的OH-不能再忽略。结论：强酸或强碱每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。注意：pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能接近7，酸碱溶液无限稀释，pH只能约等于7或接近7：酸不能大于7；碱不能小于7酸稀释碱稀释强酸pH=a,加水稀释10n倍后，pH=a+n;强碱pH=b,加水稀释10n倍后，pH=b-n。二、溶液的稀释3.弱酸的稀释例3：将pH＝2的醋酸稀释10倍后，pH？⑴pH＝a的弱酸稀释10n倍后，pH增

大量小于n，即a＜pH＜a＋n⑵pH相同的两种酸稀释相同倍数后，

谁的酸性强谁的pH变化大。⑶

稀释到相同pH时,稀释的倍数：

醋酸＞盐酸

稀释102倍后，pH？＜3＜4盐酸醋酸V水32pH10倍二、溶液的稀释4.弱碱的稀释例4：将pH＝12的氨水稀释10倍后，pH？⑴

pH＝b的弱碱稀释10n倍后，pH减

小量小于n，即b-n＜pH＜b⑵

pH相同的两种碱稀释相同倍数后，

谁的碱性强谁的pH变化大。⑶

稀释到相同pH时,稀释的倍数：

氨水＞NaOH

稀释102倍后，pH？>11>10NaOH溶液氨水V水1211pH10倍二、溶液的稀释结论：弱酸或弱碱每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位。弱酸pH=a,加水稀释10n倍后，pH＜a+n;弱碱pH=b,加水稀释10n倍后，pH＞b-n。二、溶液的稀释【典例1】常温下，若1体积硫酸与2体积pH＝11的氢氧化钠溶液混合后的溶液的pH＝3(混合后体积变化不计)，则二者物质的量浓度之比应为 (

)

A．5∶1

B．5∶2C．1∶5D．2∶5B典例分析【典例2】有关常温下pH均为3的硫酸和醋酸溶液的说法正确的是(

)A．分别加水稀释100倍后，硫酸溶液的pH变化比醋酸溶液小B．两种溶液中，由水电离出的c(H＋)＝1×10－11mol·L－1C．与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，都恰好中和D．分别加入足量锌片充分反应后，两溶液中产生的氢气的量一样多B典例分析1.下列各图中的曲线，能表示大量喝水时，人体胃液pH变化的是()B.C.D.A.A随堂演练2.常温下，浓度均为1mol/L的HX溶液、HY溶液，分别加水稀释，溶液pH随浓度变化如图，下列叙述正确的是()A.HX是强酸，溶液每稀释至原体积的10倍，pH始终增大1B.常温下HY的电离常数为C.溶液中水的电离程度：a大于bD.消耗同浓度NaOH溶液的体积：a点大于b点B随堂演练3.下列叙述正确的是(

)A．95℃纯水的pH<7，说明加热可导致水呈酸性B．pH＝3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH＝4C．0.2mol·L－1的盐酸，与等体积水混合后pH＝1D．pH＝3的醋酸溶液与pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合后pH＝7C随堂演练课时3酸碱中和滴定第二节水的电离和溶液的pH01学习目标

CONTENT酸碱中和滴定实验02酸碱中和滴定误差分析03依据官能团分类2.原理：中和反应中，酸提供的H＋与碱提供的OH－之间的

相等。物质的量1.概念：依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。H++OH

H2O−酸碱中和滴定概念和原理预习检测：标准液待测液待测定量取一定体积已知0.1000mol/Lc(HCl)V[HCl(aq)]c(NaOH)＝.V[NaOH(aq)]【问题1】需测得哪些数据能计算出c(NaOH)？酸碱中和滴定实验

活动一：实验室有一瓶未知浓度的NaOH溶液，一瓶浓度为0.1000mol/L的HCl溶液，如何准确测出NaOH溶液的浓度？V[HCl(aq)]V[NaOH(aq)].c(NaOH).＝c(HCl)思考：在下列仪器中选出能够准确量取溶液体积的仪器

准确测量参加反应的两种溶液的体积选用更加精确的仪器

酸式滴定管碱式滴定管【问题2】你认为中和滴定实验要解决的关键问题是什么？最小分刻度：0.1mL可估读到0.01mL酸碱中和滴定实验仪器3.主要仪器酸碱中和滴定实验仪器标有量程、使用温度、刻度(“0”刻度在上方，越往下读数越大）

酸式滴定管（A）：酸性、氧化性的试剂

最小分刻度：0.1mL可估读到0.01mL

碱式滴定管（B）：碱性的试剂几种常用指示剂的变色范围pH酚酞甲基橙石蕊酸碱中和滴定实验确定滴定终点【问题3】

如何判断中和反应什么时候“恰好”反应完全（即判断滴定终点）？

方法：在待测溶液中加入酸碱指示剂【困惑】强酸与强碱“恰好”反应时，所得溶液的pH＝7，用酚酞作指示剂时，实际滴定终点的pH＝8.2，为什么可以将滴定终点当成“恰好”反应的点？pH1210864210203040反应终点V[HCl(aq)]/mL中和反应过程中的pH变化曲线突变范围0V[HCl(aq)]/mL19.9820.0020.02pH1074误差-0.1%0+0.1%酸碱中和滴定实验确定滴定终点pH1210864210203040反应终点V[HCl(aq)]/mL突变范围0酚酞甲基橙酸碱中和滴定实验指示剂的选择由曲线可以看出，在酸、碱中和滴定过程中，溶液的pH在接近滴定终点时有一个突变过程，在此范围内，滴加很少的酸(或碱)，溶液的pH就有很大的变化，能使指示剂的颜色变化明显，所以即使酚酞、甲基橙的变色不在恰好中和的pH＝7的点上，但体积差距很小，可以忽略不计。几种常用指示剂的变色范围

4、指示剂选择原则：在突变范围内指示剂有明显的颜色变化。石蕊的紫色和蓝色差别不够明显，不用作指示剂。

25.00mL待测NaOH溶液0.1000mol/L盐酸酚酞甲基橙石蕊酸碱中和滴定实验指示剂的选择特别提醒若滴定终点为碱性时，选择酚酞，酸性时，选择甲基橙，中性时，酚酞、甲基橙都行，一般不选择石蕊，变色现象不明显。

活动一：阅读教材实验活动2，归纳总结滴定管的使用方法及酸碱中和滴定的实验操作步骤。

酸碱中和滴定实验操作5、滴定管的使用方法：检漏——润洗（蒸馏水——待装液（2-3次））——装液（尖嘴部位不能有气泡，凹液面与“0”刻度相切或低于“0”刻度）——调节初始读数、记录——放液——读数、记录注：

1、锥形瓶不能用待测液或标准液润洗2、锥形瓶中加1-2滴指示剂

控制活塞锥形瓶内溶液颜色变化摇动锥形瓶注意:①滴速：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇，甚至半滴一摇，利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液。②终点的判断：滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变回原色，视为滴定终点。酸碱中和滴定实验操作数据处理：为减少实验误差，重复实验2～3次，求出所用标准溶液体积的平均值，然后再计算待测液的物质的量浓度。6、滴定操作：

平行滴定三次，记录相关数据滴定次数待测NaOH溶液的体积/mL已知浓度HCl溶液滴定前读数滴定后读数体积/mL25.0025.0025.0032100027.8427.8427.8527.85酸碱中和滴定实验数据计算27.8327.83将三次滴定的HCl溶液体积取平均值：27.84mlc(NaOH)=c(HCl)·V[HCl(aq)]V[NaOH(aq)]0.02500L0.1000mol/L×0.02784

L＝0.11136mol/L＝滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面最低点在同一水平线上。试分析下列图示读数对滴定结果的影响：返回(1)如图Ⅰ，开始仰视读数，滴定完毕俯视读数，滴定结果会偏小酸碱中和滴定误差分析(2)如图Ⅱ，开始俯视读数，滴定完毕仰视读数，滴定结果会偏大7、滴定管读数误差分析步骤操作V标准c待测洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗________碱式滴定管未用标准溶液润洗________锥形瓶用待测溶液润洗________锥形瓶洗净后还留有蒸馏水___________取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失__________以用标准盐酸滴定待测氢氧化钠溶液为例：变大偏高变小偏低变大偏高不变无影响变小偏低酸碱中和滴定误差分析滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失________振荡锥形瓶时部分液体溅出________部分酸液滴出锥形瓶外________溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后再加一滴NaOH溶液无变化________读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)________滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)________变大偏高变小偏低变大偏高变大偏高变小偏低变大偏高酸碱中和滴定误差分析课时1盐类的水解课时2盐类水解的影响因素第三节盐类的水解01学习目标

CONTENT盐类水解02

盐类水解方程式的书写03盐类水解的影响因素酸溶液显酸性碱溶液显碱性盐溶液是否显中性？实验探究探究实验：测定溶液的酸碱性药品：CH3COONa溶液Na2CO3溶液NH4Cl溶液Al2(SO4)3溶液NaCl溶液K2SO4溶液仪器：PH试纸、比色卡玻璃棒、玻璃片碱性酸性中性实验结果统计分析及推理1.CH3COONa是什么类型的电解质?2.它在水中以什么形式存在？3.其水溶液中存在哪些离子？4.这些离子能相互反应吗？若反应，结果怎么样？CH3COONa溶液显碱性的原因探究CH3COONa=CH3COO-+Na++CH3COOH探讨与交流（以CH3COONa溶液为例）C(H+)<C(OH-)碱性CH3COONa

溶液H2OH++OH-CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOHNH4Cl=NH4++Cl-+NH3·H2OH2OOH-+

H+

探讨与交流（以NH4Cl溶液为例）

酸性

NH4Cl溶液

C(OH-)<C(H+)NH4Cl+H2ONH3.H2O+HClNaCl溶液的情况又如何呢？1.盐类水解的定义H2OH++

OH-CH3COONa=Na++CH3COO-NH4Cl=Cl-+NH4+

在盐溶液中，盐电离出的离子（弱酸阴离子或弱碱阳离子）跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质分子的反应就叫做盐类的水解。

2.盐类水解的条件、实质和规律水解的条件：在水溶液中、易溶于水、

电离出弱酸阴离子或弱碱阳离子。水解的实质：破坏了水的电离平衡,促进水的电离。水解的规律：有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，谁强显谁性。盐类水解反应与中和反应的关系如何？CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH盐+水酸+碱中和水解中和水解探究问题水解反应与中和反应互为逆反应特点：可逆：是中和反应的逆反应。微弱：通常盐类水解程度小。吸热：中和反应放热，水解反应吸热。符合化学平衡移动原理。1.下列离子在水溶液中不会发生水解的是（）A、NH4+B、SO42_

C、Al3+D、F_B2.下列溶液PH小于7的是（）A、溴化钾B、硫酸铜C、硫化钠D、硝酸钡B【课堂练习】3.下列溶液pH小于7的是A、氯化钾B、硫酸铜C、硫化钠D、硝酸钡4.下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是A.碳酸钾B.硫酸氢钠C.碳酸氢钠D.氯化铁5.下列离子在水溶液中不会发生水解的是A.NH4+B.SO42–

C.Al3+D.F–【课堂练习】3.盐类水解方程式的书写（1）因为水解程度小，一般要用，气体、

难溶物不打“↑”、“↓”，不稳定物不分解。（2）一元弱酸强碱盐和一元弱碱强酸盐

弱酸根离子＋水弱酸＋OH－

弱碱阳离子＋水弱碱＋H＋（3）多元弱酸强碱盐(正盐)：多元弱酸的酸根离

子的水解是分步进行的，酸根离子带几个负

电荷写几个方程式。

其中第一步水解程度远远大于第二步水解。（4）多元弱碱强酸盐:只写一个方程式。3.盐类水解方程式的书写（一）一元弱酸强碱盐如：CH3COONa、NaF化学方程式：离子方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH

+NaOHCH3COO–

+H2OCH3COOH+OH–化学方程式：离子方程式：NaF+H2OHF

+NaOHF–

+H2OHF+OH–3.盐类水解方程式的书写（二）多元弱酸强碱盐(正盐）如：Na2CO3、Na3PO4离子方程式：HCO3

–

+H2OH2CO3

+OH

–CO3

2–

+H2OHCO3

–

+OH

–(主)(次)Na2CO3溶液中含有的粒子？5种离子，2种分子。3.盐类水解方程式的书写（三）弱碱强酸盐水解如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3水解的离子方程式：NH4+

+H2ONH3·H2O+H+Cu2+

+2H2OCu(OH)2

+2H+Al

3+

+3H2OAl(OH)3

+3H+3.盐类水解方程式的书写（四）弱酸弱碱盐水解①一般双水解，如：CH3COONH4②CH3COO–

+NH4+

+H2OCH3COOH+NH3·H2O(NH4)2CO3

NH4HCO3“完全双水解”，用“=”、“↑”、“↓”。Al

3+

+3HCO3–Al(OH)3

+

3CO21093.盐类水解方程式的书写(五)多元弱酸的酸式酸根离子水解与电离共存①强酸酸式盐的酸式根只电离，不水解，溶液呈酸性②弱酸酸式盐的酸式根既电离又水解NaHSO4＝如:NaHCO3＝HCO3-H+

+

CO32-

HCO3-+H2OOH-

+H2CO3

如:3.盐类水解方程式的书写a.

电离>水解，则溶液显酸性，抑制水的电离。如：NaHSO3、NaH2PO4b.水解>电离，则溶液显碱性，促进水的电离。如：NaHCO3、Na2HPO4、KHS

3.盐类水解方程式的书写1、强酸强碱盐的水溶液都显中性吗？2、某盐溶液呈中性，该盐一定没有水解吗？

3、盐类的水解反应都是可逆反应吗？不一定NaHSO4不一定CH3COONH4溶液显中性不一定某些双水解反应不可逆思考与讨论6.下列水解的离子方程式正确的()A、CO32-+2H2OCO2↑+2OH-

B、I-+H2OHI+OH-

C、SO32-+2H2OH2SO3+2OH-

D、Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+D【课堂练习】7.物质的量浓度相同的下列溶液中，含微粒种类最多的是()A、CaCl2B、CH3COONaC、NH3D、K2SD【课堂练习】4、水解平衡的影响因素（1）内因：盐(弱离子)本身的性质越弱越水解①弱酸强碱盐:

②弱碱强酸盐:

形成盐的弱酸酸性越弱，其酸根离子越易水解，溶液的碱性越强。

形成盐的碱

碱性越弱,其金属阳离子越易水解，溶液的酸性越强。8.比较同浓度的下列溶液的碱性：Na2CO3与Na2SiO3

Na2CO3与NaClO

小于小于【课堂练习】升高温度能促进盐类水解（水解吸热）越稀越水解，越热越水解①温度：②浓度：溶液越稀，水解程度越大，但酸碱性越弱。（2）外因：4、水解平衡的影响因素④盐水解情况相同的离子的水解相互抑制，水解情况相反的离子的水解相互促进（双水解）③外加酸碱对强碱弱酸盐，加酸促进水解，加碱抑制水解。对强酸弱碱盐，加酸抑制水解，加碱促进水解。4、水解平衡的影响因素CH3COONa溶液改变下列条件练习1向10mL0.1mol/L氨水中逐滴加入0.1mol/L盐酸。当滴至混合溶液恰好呈中性时，消耗盐酸的体积() A．10mL

B．＞10mL C．＜10mL D．＝5mLC随堂演练练习2pH=11的氨水和pH=3的盐酸等体积混合，所得混合液呈（）A酸性B碱性C中性D无法确定B随堂演练练习3下列盐的水溶液中,离子浓度比正确的是（

）

D、NaFc(Na+):c(F-)<1:1B、K2SO4c(K+):c(SO42-)=2:1C、(NH4)2SO4c(NH4+):c(SO42-)<2:1A、NaClOc(Na+):c(ClO-)=1:1BC随堂演练课时3盐类水解的应用第三节盐类的水解盐类水解的应用学习目标

CONTENT1、判断或比较溶液的酸碱性强弱例如：0.1mol/L下列溶液pH值由大到小的顺序是

①H2SO4②NH3.H2O③NaOH

④NH4Cl⑤NaCl⑥CH3COONa

⑦HCl⑧CH3COOH⑨Ba(OH)2

⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>①如：用明矾、FeCl3等作净水剂水解生成Al(OH)3、Fe(OH)3胶体具有吸附作用，可以吸附水中杂质和悬浮物形成沉淀2、净水剂的选择用盐作洗涤剂:Na2CO3、C17H35COONa等CO32-+H2OHCO3-+OH-溶液呈碱性。加热促进水解，碱性更强,去污效果更好C17H35COO-+H2OC17H35COOH+OH-3、洗涤剂的应用考虑盐的水解如：草木灰（含K2CO3）不能和铵态氮肥混和使用，不能和磷肥（主要成分是磷酸二氢钙）混合使用4、一些化肥的使用要考虑盐的水解草木灰的成分：K2CO3，水解呈碱性.CO32-＋H2OHCO3-+OH-HCO3-＋H2OH2CO3+OH-铵态氮肥——铵盐，水解呈酸性.NH4+＋H2ONH3·H2O+H+5、一些离子的共存要考虑盐的水解例：某同学欲配制下列含有较多量不同阴、阳离子的4种水溶液，其中配不成的是（）A.

Ca2+、Al3+、Cl-、HCO3-

B.Mg2+、Al3+、Cl-、SO42-

C.Na+、OH-、K+、Cl-

D.Ca2+、Al3+、NO3-、Cl-A内筒(玻璃筒)里面放入什么药品？外筒(铁筒)放入什么药品？玻璃筒Al2(SO4)3溶液铁筒:NaHCO3溶液Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑；6.泡沫灭火器要考虑盐类的水解7.某些盐溶液的配制与保存FeCl3：加少量稀盐酸FeCl2：加少量稀盐酸和铁屑加相应的酸或碱抑制Fe2+的水解防止Fe2+被氧化练习1：在配制Al2(SO4)3溶液时，为了防止发生水解，可以加入少量的

，在配制Na2S溶液时，为了防止发生水解，可以加入少量的

。【课堂练习】8、盐溶液蒸干时要考虑盐的水解思考：向FeCl3溶液中加MgO有什么现象？除去MgCl2溶液中的FeCl3用什么试剂？

Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+①加Mg(OH)2②加MgO③加MgCO3除杂试剂：不溶于水，与H+反应，不引入新杂质9、除杂时可能要考虑盐的水解思考：除去CuCl2溶液中的FeCl3用什么试剂？

CuOCu(OH)2CuCO3等【思考与讨论】练习2：某溶液中含有铜离子和二价铁离子，如何除去铁离子得到比较纯净的铜离子已知各离子的水解情况：Cu2+Fe2+Fe3+开始水解的PH值653水解完全的PH值76.54操作过程：首先向溶液中加入

。使Fe2+氧化成Fe3+氧气、臭氧、双氧水等【课堂练习】然后向溶液中加入

调节溶液的pH值到5左右，最后过滤除去Fe(OH)3得到纯净的铜离子。CuOCu(OH)2CuCO3等【课堂练习】如：碳酸钠溶液呈碱性，证明碳酸是弱酸10、证明酸或碱是强弱电解质11、其他应用

（2）比较溶液中离子浓度的大小时一般要考虑盐的水解。（1）“焊药”—金属焊接时常用于除去金属表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl；课时1难溶电解质的沉淀溶解平衡第四节沉淀溶解平衡01学习目标

CONTENT难溶电解质的溶解平衡共价键的极性与有机反应0203沉淀溶解平衡的影响因素溶度积

海底美丽的珊瑚礁近年来却因使海水中二氧化碳浓度增大而逐渐停止生长，甚至死亡。

溶洞中美丽的石笋、钟乳石和石柱是大自然创造的奇迹。而它们是如何形成的？课题导入课题导入人们习惯上将溶解度小于0.01g的电解质称为难溶电解质。尽管难溶电解质的溶解质的溶解度很小，但在水中并不是绝对不溶。引导探究1Ag＋和Cl－的反应能进行到底吗？难溶物一定不溶解吗？引导探究2（1）恰好反应没有？（2）溶液中还含有Ag+和Cl-吗？【问题讨论】【实验】向盛有2mL0.1mol/LAgNO3溶液的试管中加入2mL0.1mol/LNaCl溶液。引导探究2【继续实验】取上层清液，滴加KI溶液，有何现象？说明了什么？有黄色沉淀生成，说明溶液中依然有Ag+、Cl-存在，即Ag＋和Cl－的反应不能进行到底。引导探究2结论：AgCl沉淀是难溶物，但不是绝对不溶，只不过溶解度很小，难溶物在水中存在溶解平衡。引导探究21、定义：在一定温度下，难溶电解质溶于水，沉淀的溶解和生成速率相等，溶液达到饱和状态时，即建立了溶解平衡（也叫沉淀溶解平衡）。一、难溶电解质的溶解平衡2、沉淀溶解平衡的建立一、难溶电解质的溶解平衡3、特征可逆动态=离子浓度一、难溶电解质的溶解平衡4、表达式难溶电解质用“s”标明状态，溶液中的离子用“

”标明状态，并用“⇌

”连接。

aq一、难溶电解质的溶解平衡5、生成难溶电解质的离子反应的限度反应完全的标志：对于常量的化学反应来说，化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于

mol/L时，沉淀就达完全。1×10-5一、难溶电解质的溶解平衡根据本节课所学内容，请思考如何使沉淀反应完成后，溶液中的Ag+浓度能够尽量小？你能想出几种办法？思考与讨论影响难溶电解质溶解平衡的因素a、绝对不溶的电解质是没有的当溶液中残留的离子浓度<1×10-5mol/L时，沉淀就达到完全。b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。①内因：电解质本身的性质

引导探究3特例：a.随温度变化不明显：NaClb.随温度升高反而降低：Ca(OH)2c.与水以任意比混溶：乙醇等②外因：

a、浓度：加水，平衡向溶解方向移动。b、温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。特例：Ca(OH)21、浓度：加水，平衡向溶解方向移动。2、温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。3、加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。二、影响难溶电解质溶解平衡的因素对于溶解平衡：MmAn(s)mMn+(aq)

+nAm-(aq)有：KSP=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n在一定温度下，KSP是一个常数。1、溶度积（Ksp）：难溶电解质的溶解平衡中，离子浓度幂的乘积。三、溶度积KSP三、溶度积KSPQKSP=QKSP>QKSP<溶液过饱和，有沉淀析出溶液饱和，沉淀与溶解处于平